من خلال إتقان هذا المفهوم، يمكن تحسين الفهم لخصائص وسلوكيات العناصر الكيميائية المتنوعة. يعد فهم بنية رافعة الحجارة ضروريًا للتنبؤ بكيفية تفاعل الذرات مع بعضها البعض وتكوين الجزيئات والمركبات الكيميائية. لذلك، نقوم برسم رمز الأكسجين (O) في بنية رافعة الحجارة، ونضع حوله ستة إلكترونات مرتبة في أزواج وإلكترونات مفردة. على سبيل المثال، ذرة الأكسجين تحتوي على 6 إلكترونات في مستوى التكافؤ. ويمكن تحقيق ذلك عبر الروابط الأيونية أو التساهمية أو المعدنية.
يظهر المخطط جميع الإلكترونات التكافؤية البالغ عددها 16 (4 من الكربون و6 من كل أكسجين). يتشارك الكربون بمجموع 4 إلكترونات , 2 مع كل أكسجين من خلال روابط ثنائية, مما يكمل ثمانيته. يتم تطبيق هذا القالب الذي يمثل بنية النقطة لويس على جزيء ثاني أكسيد الكربون، والذي يعتبر من أكثر الجزيئات دراسة في الكيمياء العامة. بشكل عام، العناصر الموجودة أسفل الصف الثاني تستطيع التوسع لاستيعاب إلكترون التكافؤ لأكثر من 8 إلكترونات.
تم تسمية هيكل لويس تيمناً بجيلبرت لويس، الذي قدم فكرة الهيكل في https://alohaparadisehotel.com/archives/32 مقالته عام 1916 تحت عنوان “المادة، الذرة، والجزيء”. يمكن رسم هيكل لويس لأي جزيء يحتوي على رابطة تساهمية، أو لأي تركيب معقد مدعوم. تشبه بنية لويس المخططات النقطية للإلكترونات؛ حيث تمثل الإلكترونات التكافؤية كنقاط عند كونها منفردة وغير مزدوجة، بينما تمثل في حالة الروابط التساهمية بخط متصل.
وللأسباب نفسها التي وجدناها، في أيون البرمنجنات، يجب ترك ذرتين من الأكسجين بشحنات شكلية سلبية، والتي يصل مجموعها إلى -2، وهي شحنة أيون ثنائي الكرومات. ولأن عددها أربع، فإن الشحنة الصافية للأنيون ستكون -4، وهو أمر غير صحيح بالطبع. علاوة على ذلك، بالنسبة لأيون MnO 4 – إن كشف الشحنة السالبة ضروري لتقليل الشحنات الرسمية لذرات الأكسجين، كما هو الحال من خلال الروابط المزدوجة. ومع ذلك، يمكن أن تحتوي المعادن الانتقالية على أكثر من ثمانية إلكترونات تكافؤ. يصبح الأمر معقدًا عند محاولة إنشاء هياكل لويس لمركبات الفلزات الانتقالية.
- لويس، في أوائل القرن العشرين، تُعتبر أساسية لفهم الروابط الكيميائية والهندسة الجزيئية.
- باختصار، تعتبر بنية لويس أداة مهمة لتفسير الروابط الكيميائية بين الذرات، حيث توضح توزيع الإلكترونات في غلاف التكافؤ بشكل دقيق.
- عنصر الهيدروجين (H) يمكنه فقط تكوين روابط تشارك في إلكترونين، بينما الفلزات الانتقالية غالبًا ما تتوافق مع قاعدة الإثنا عشرية (12) مثل مركبات أيون البرمنغنات.
- بتطبيق معرفة TEV وTRPEV، يتضح أن الشكل الهندسي رباعي السطوح مشوه بسبب زوج النيتروجين الوحيد، وبالتالي يكون تهجينه sp 3 .
- على الرغم من أن عناصر المجموعة الرئيسية من الصف الثاني تتفاعل عادة من خلال الحصول أو فقدان أو تقاسم الإلكترونات إلى أن يتحقق التكافؤ في تكوين الإلكترونات على ثمانية (8) الإلكترونات فأن العناصر الأخرى تتبع قواعد مختلفة.
- لذلك، لا يُمكنه أبدًا تكوين رابطتين (لا ينبغي الخلط بينهما وبين الروابط الهيدروجينية).
بما أن كل رابطة تتكون من إلكترونين، فإن نسبة C/2 تساوي عدد الروابط (أو الشرطات) المطلوب رسمها. ينطبق هذا على جميع العناصر غير المعدنية أو تلك الموجودة في الكتل المتعرجة للجدول الدوري. وهكذا، ينتمي الكربون إلى المجموعة IVA، والأكسجين إلى المجموعة VIA، والنيتروجين إلى المجموعة VA. رقم المجموعة يساوي عدد إلكترونات التكافؤ , النقاط,. لرسم بنية أو صيغة أو مخطط لويس، تُعد الصيغة الكيميائية للمركب أساسية.
تُمثَّل هذه الروابط والإلكترونات بنقاط طويلة أو شرطات، مع أن النقاط غالبًا ما تُمثِّل الإلكترونات غير المشتركة، والشرطات تُمثِّل الروابط التساهمية. A بنية لويس هو أي تمثيل للروابط التساهمية داخل جزيء أو أيون. تُعد بنية لويس مهمة لأنها تُمكّننا من التنبؤ بالسلوك الكيميائي للجزيء، مثل تفاعليته وخصائصه الفيزيائية. تُوزَّع الإلكترونات لتحقيق قاعدة الثمانيات، أي أن كل ذرة عادةً ما تحتوي على ثمانية إلكترونات في غلافها التكافؤي. يُمثَّل كل ذرة برمزها الكيميائي، وتُمثَّل إلكترونات التكافؤ بنقاط حول الذرة. لويس في أوائل القرن العشرين، وهي أساسية لفهم الروابط الكيميائية والهندسة الجزيئية.
لم تُستوفى جميع القواعد، وهذا لا يعني بالضرورة أن التركيب غير صحيح. وبالتالي، يمكن إضافة الروابط أو إزالتها لمطابقة الشحنة الشكلية للذرة مع الشحنة الكلية المعروضة. هذا يُساعد على تجنب تكوين هياكل غير منظمة، حيث تُرتّب الذرات بطريقة لا تتبع أي نمط واضح. تُفضّل الطبيعة بشدة تكوين هياكل جزيئية متناسقة قدر الإمكان. إذا كان لديك مركب من الزنك والهيدروجين والأكسجين، فإن الهيدروجين يرتبط بالأكسجين، وليس بالزنك , Zn–O–H، وليس H–Zn–O,. بالإضافة إلى ذلك، يجب أن يكون لديك فهم لقواعد أخرى.
